169338 0
Igal aatomil on teatud arv elektrone.
Keemilistesse reaktsioonidesse sisenedes loovutavad, omandavad või sotsialiseerivad aatomid elektrone, saavutades kõige stabiilsema elektroonilise konfiguratsiooni. Madalaima energiaga konfiguratsioon on kõige stabiilsem (nagu väärisgaasi aatomite puhul). Seda mustrit nimetatakse "okteti reegliks" (joonis 1).
Riis. 1.
See reegel kehtib kõigi kohta ühenduse tüübid. Aatomitevahelised elektroonilised sidemed võimaldavad neil moodustada stabiilseid struktuure, alates kõige lihtsamatest kristallidest kuni keerukate biomolekulideni, mis lõpuks moodustavad elussüsteeme. Need erinevad kristallidest oma pideva ainevahetuse poolest. Paljud keemilised reaktsioonid kulgevad aga vastavalt mehhanismidele elektrooniline ülekanne, mis mängivad olulist rolli kehas toimuvates energiaprotsessides.
Keemiline side on jõud, mis hoiab koos kahte või enamat aatomit, iooni, molekuli või nende mis tahes kombinatsiooni..
Keemilise sideme olemus on universaalne: see on elektrostaatiline tõmbejõud negatiivselt laetud elektronide ja positiivselt laetud tuumade vahel, mille määrab aatomite väliskesta elektronide konfiguratsioon. Aatomi võimet moodustada keemilisi sidemeid nimetatakse valents, või oksüdatsiooni olek. Valents on seotud mõistega valentselektronid- elektronid, mis moodustavad keemilisi sidemeid, st need, mis asuvad kõige suurema energiaga orbitaalidel. Vastavalt sellele nimetatakse neid orbitaale sisaldava aatomi väliskest valents kest. Praegu ei piisa keemilise sideme olemasolu näitamisest, vaid on vaja selgitada selle tüüp: ioonne, kovalentne, dipool-dipool, metalliline.
Esimest tüüpi ühendus oniooniline ühendus
Lewise ja Kosseli elektroonilise valentsiteooria kohaselt võivad aatomid saavutada stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni kahel viisil: esiteks, kaotades elektrone, muutudes katioonid, teiseks, nende omandamine, muutumine anioonid. Elektronide ülekande tulemusena moodustub vastupidise märgiga laengutega ioonide vahelise elektrostaatilise tõmbejõu tõttu keemiline side, mida nimetatakse Kosseliks. elektrovalentne(nüüd kutsutakse iooniline).
Sel juhul moodustavad anioonid ja katioonid stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni täidetud välimise elektronkihiga. Tüüpilised ioonsidemed moodustuvad perioodilise süsteemi T ja II rühma katioonidest ning VI ja VII rühmade mittemetalliliste elementide anioonidest (vastavalt 16 ja 17 alarühma, kalkogeenid Ja halogeenid). Ioonsetes ühendites olevad sidemed on küllastumata ja mittesuunatud, mistõttu säilib võimalus elektrostaatiliseks interaktsiooniks teiste ioonidega. Joonisel fig. 2 ja 3 näitavad Kosseli elektronide ülekande mudelile vastavate ioonsidemete näiteid.
Riis. 2.
Riis. 3. Iooniline side naatriumkloriidi (NaCl) molekulis
Siinkohal on asjakohane meenutada mõningaid omadusi, mis selgitavad ainete käitumist looduses, eelkõige kaaluda mõistet happed Ja põhjustel.
Kõigi nende ainete vesilahused on elektrolüüdid. Nad muudavad värvi erineval viisil. näitajad. Indikaatorite toimemehhanismi avastas F.V. Ostwald. Ta näitas, et indikaatoriteks on nõrgad happed või alused, mille värvus dissotsieerumata ja dissotsieerunud olekus on erinev.
Alused võivad happeid neutraliseerida. Mitte kõik alused ei lahustu vees (näiteks mõned orgaanilised ühendid, mis ei sisalda -OH rühmi, on lahustumatud, eriti trietüülamiin N (C2H5)3); nimetatakse lahustuvaid aluseid leelised.
Hapete vesilahused sisenevad iseloomulikesse reaktsioonidesse:
a) metallioksiididega - soola ja vee moodustumisega;
b) metallidega - soola ja vesiniku moodustumisega;
c) karbonaatidega - soola moodustumisega, CO 2 ja H 2 O.
Hapete ja aluste omadusi kirjeldavad mitmed teooriad. Kooskõlas teooriaga S.A. Arrhenius, hape on aine, mis dissotsieerub, moodustades ioone H+ , samas kui alus moodustab ioone TEMA- . See teooria ei võta arvesse orgaaniliste aluste olemasolu, millel pole hüdroksüülrühmi.
Kooskõlas prooton Bronstedi ja Lowry teooria kohaselt on hape aine, mis sisaldab molekule või ioone, mis loovutavad prootoneid ( annetajad prootonid) ja alus on aine, mis koosneb molekulidest või ioonidest, mis võtavad vastu prootoneid ( aktsepteerijad prootonid). Pange tähele, et vesilahustes esinevad vesinikioonid hüdraatunud kujul, st vesinikuioonide kujul H3O+ . See teooria kirjeldab reaktsioone mitte ainult vee ja hüdroksiidioonidega, vaid ka reaktsioone, mis viiakse läbi lahusti puudumisel või mittevesilahuselise lahustiga.
Näiteks ammoniaagi vahelises reaktsioonis NH 3 (nõrk alus) ja vesinikkloriid gaasifaasis moodustub tahke ammooniumkloriid ja kahe aine tasakaalulises segus on alati 4 osakest, millest kaks on happed ja ülejäänud kaks on alused:
See tasakaalusegu koosneb kahest konjugeeritud happe ja aluse paarist:
1)NH 4+ ja NH 3
2) HCl Ja Cl ‑
Siin erinevad hape ja alus igas konjugeeritud paaris ühe prootoni võrra. Igal happel on konjugeeritud alus. Tugeval happel on nõrk konjugeeritud alus ja nõrgal happel on tugev konjugaatalus.
Bronsted-Lowry teooria võimaldab selgitada vee ainulaadset rolli biosfääri elus. Vesi, olenevalt sellega interakteeruvast ainest, võib omada kas happe või aluse omadusi. Näiteks reaktsioonides äädikhappe vesilahustega on vesi alus ja ammoniaagi vesilahustega hape.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Siin loovutab äädikhappe molekul prootoni veemolekulile;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + TEMA- . Siin võtab ammoniaagi molekul vastu veemolekulist prootonit.
Seega võib vesi moodustada kaks konjugeeritud paari:
1) H2O(hape) ja TEMA- (konjugeeritud alus)
2) H3O+ (hape) ja H2O(konjugeeritud alus).
Esimesel juhul loovutab vesi prootoni ja teisel juhul võtab see selle vastu.
Sellist omadust nimetatakse amfiprotoonsus. Nimetatakse aineid, mis võivad reageerida nii hapete kui alustena amfoteerne. Selliseid aineid leidub sageli looduses. Näiteks võivad aminohapped moodustada sooli nii hapete kui ka alustega. Seetõttu moodustavad peptiidid olemasolevate metalliioonidega kergesti koordineerivaid ühendeid.
Seega on ioonse sideme iseloomulikuks omaduseks siduvate elektronide kimbu täielik nihkumine ühte tuuma. See tähendab, et ioonide vahel on piirkond, kus elektrontihedus on peaaegu null.
Teist tüüpi ühendus onkovalentne ühendus
Aatomid võivad elektrone jagades moodustada stabiilseid elektroonilisi konfiguratsioone.
Selline side tekib siis, kui jagatakse ükshaaval elektronide paari. igast aatom. Sel juhul jaotuvad sotsialiseeritud sideme elektronid aatomite vahel võrdselt. Kovalentse sideme näide on homonukleaarne kaheaatomiline H molekulid 2 , N 2 , F 2. Allotroopidel on sama tüüpi side. O 2 ja osoon O 3 ja polüatomilise molekuli jaoks S 8 ja ka heteronukleaarsed molekulid vesinikkloriid Hcl, süsinikdioksiid CO 2, metaan CH 4, etanool KOOS 2 H 5 TEMA, väävelheksafluoriid SF 6, atsetüleen KOOS 2 H 2. Kõigil neil molekulidel on samad ühised elektronid ning nende sidemed on küllastunud ja suunatud ühtemoodi (joonis 4).
Bioloogide jaoks on oluline, et kaksiks- ja kolmiksidemetes aatomite kovalentsed raadiused väheneksid võrreldes üksiksidemega.
Riis. 4. Kovalentne side Cl 2 molekulis.
Ioonsed ja kovalentsed sidemete tüübid on paljude olemasolevate keemiliste sidemete tüüpide kaks piiravat juhtumit ja praktikas on enamik sidemeid vahepealsed.
Kahe elemendi ühendid, mis asuvad Mendelejevi süsteemi sama või erinevate perioodide vastasotstes, moodustavad valdavalt ioonseid sidemeid. Kui elemendid lähenevad perioodi jooksul üksteisele, väheneb nende ühendite ioonne olemus, samas kui kovalentne iseloom suureneb. Näiteks perioodilisustabeli vasakpoolses servas olevate elementide halogeniidid ja oksiidid moodustavad valdavalt ioonseid sidemeid ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH) ja samad tabeli paremal küljel olevate elementide ühendid on kovalentsed ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenool C6H5OH, glükoos C6H12O6, etanool C2H5OH).
Kovalentsel sidemel on omakorda veel üks modifikatsioon.
Mitmeaatomilistes ioonides ja keerulistes bioloogilistes molekulides saavad mõlemad elektronid pärineda ainult üks aatom. Seda nimetatakse doonor elektronide paar. Aatomit, mis sotsialiseerib selle elektronide paari doonoriga, nimetatakse aktsepteerija elektronide paar. Seda tüüpi kovalentset sidet nimetatakse koordineerimine (doonor-aktseptor, võidaativ) suhtlemine(joonis 5). Seda tüüpi side on kõige olulisem bioloogia ja meditsiini jaoks, kuna ainevahetuse jaoks kõige olulisemate d-elementide keemiat kirjeldavad suuresti koordinatsioonisidemed.
Pilt 5.
Reeglina toimib kompleksühendis metalliaatom elektronpaari aktseptorina; vastupidi, ioonsetes ja kovalentsetes sidemetes on metalliaatom elektronidoonor.
Kovalentse sideme olemust ja selle mitmekesisust - koordinatsioonisidemet - saab selgitada teise hapete ja aluste teooria abil, mille on välja pakkunud GN. Lewis. Ta laiendas mõnevõrra Bronsted-Lowry teooria kohaselt mõistete "hape" ja "alus" semantilist kontseptsiooni. Lewise teooria selgitab kompleksioonide moodustumise olemust ja ainete osalemist nukleofiilsetes asendusreaktsioonides ehk CS moodustumisel.
Lewise järgi on hape aine, mis on võimeline moodustama kovalentset sidet, võttes vastu aluselt elektronipaari. Lewise alus on aine, millel on üksik elektronide paar, mis elektrone loovutades moodustab Lewise happega kovalentse sideme.
See tähendab, et Lewise teooria laiendab happe-aluse reaktsioonide ulatust ka reaktsioonidele, milles prootonid üldse ei osale. Veelgi enam, prooton ise on selle teooria kohaselt samuti hape, kuna see on võimeline vastu võtma elektronipaari.
Seetõttu on selle teooria kohaselt katioonid Lewise happed ja anioonid Lewise alused. Näited on järgmised reaktsioonid:
Eespool märgiti, et ainete jagamine ioonseteks ja kovalentseteks on suhteline, kuna kovalentsetes molekulides ei toimu elektronide täielikku üleminekut metalliaatomitelt aktseptori aatomitele. Ioonse sidemega ühendites on iga ioon vastupidise märgiga ioonide elektriväljas, mistõttu nad on vastastikku polariseerunud ja nende kestad on deformeerunud.
Polariseeritavus määratakse iooni elektroonilise struktuuri, laengu ja suuruse järgi; anioonide puhul on see kõrgem kui katioonide puhul. Suurim polariseeritavus katioonide seas on näiteks suurema laengu ja väiksema suurusega katioonide puhul Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Sellel on tugev polariseeriv toime H+ . Kuna ioonide polarisatsiooni mõju on kahepoolne, muudab see oluliselt nendest tekkivate ühendite omadusi.
Kolmas ühenduse tüüp -dipool-dipool ühendus
Lisaks loetletud sideliikidele on olemas ka dipool-dipool molekulidevaheline interaktsioonid, tuntud ka kui van der Waals .
Nende interaktsioonide tugevus sõltub molekulide olemusest.
Interaktsioone on kolme tüüpi: püsidipool – püsidipool ( dipool-dipool atraktsioon); püsidipoolist põhjustatud dipool ( induktsioon atraktsioon); hetkeline dipool-indutseeritud dipool ( dispersioon atraktsioon ehk Londoni väed; riis. 6).
Riis. 6.
Ainult polaarsete kovalentsete sidemetega molekulidel on dipool-dipoolmoment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl) ja sideme tugevus on 1-2 hüvastijätt(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonmeetrit - C × m).
Biokeemias eristatakse teist tüüpi sidemeid - vesinik ühendus, mis on piirav juhtum dipool-dipool atraktsioon. See side moodustub vesinikuaatomi ja väikese elektronegatiivse aatomi, kõige sagedamini hapniku, fluori ja lämmastiku vahelise tõmbumise teel. Suurte aatomite puhul, millel on sarnane elektronegatiivsus (näiteks kloori ja väävliga), on vesinikside palju nõrgem. Vesinikuaatomit eristab üks oluline tunnus: siduvate elektronide eemaletõmbamisel paljastatakse selle tuum – prooton – ja lakkab elektronide poolt varjata.
Seetõttu muutub aatom suureks dipooliks.
Vesinikside, erinevalt van der Waalsi sidemest, moodustub mitte ainult molekulidevahelise interaktsiooni käigus, vaid ka ühe molekuli sees - intramolekulaarne vesinikside. Vesiniksidemed mängivad biokeemias olulist rolli, näiteks α-heeliksi kujul valkude struktuuri stabiliseerimisel või DNA kaksikheeliksi moodustamisel (joonis 7).
Joonis 7.
Vesinik- ja van der Waalsi sidemed on palju nõrgemad kui ioonsed, kovalentsed ja koordinatsioonisidemed. Molekulidevaheliste sidemete energia on näidatud tabelis. 1.
Tabel 1. Molekulidevaheliste jõudude energia
Märge: Molekulidevahelise interaktsiooni aste peegeldab sulamise ja aurustumise (keemise) entalpiat. Ioonühendid vajavad ioonide eraldamiseks palju rohkem energiat kui molekulide eraldamiseks. Ioonsete ühendite sulamisentalpiad on palju suuremad kui molekulaarsetel ühenditel.
Neljas ühenduse tüüp -metalliline side
Lõpuks on veel teist tüüpi molekulidevahelised sidemed - metallist: metallide võre positiivsete ioonide ühendamine vabade elektronidega. Seda tüüpi seost bioloogilistes objektides ei esine.
Lühikesest sidemete tüüpide ülevaatest selgub üks detail: metalli aatomi või iooni – elektronidoonori, aga ka aatomi – elektronaktseptori oluline parameeter on selle suurus.
Detailidesse laskumata märgime, et aatomite kovalentsed raadiused, metallide ioonraadiused ja interakteeruvate molekulide van der Waalsi raadiused suurenevad, kui nende aatomarv perioodilise süsteemi rühmades suureneb. Sel juhul on ioonide raadiused väikseimad ja van der Waalsi raadiused suurimad. Grupis allapoole liikudes suurenevad reeglina kõikide elementide raadiused, nii kovalentsed kui ka van der Waalsi.
Bioloogide ja arstide jaoks on kõige olulisemad koordineerimine(doonor-aktsepteerija) sidemeid koordinatsioonikeemia järgi.
Meditsiinilised bioanorgaanilised ained. G.K. Barashkov
Keemiline side.
Harjutused.
1. Määrake keemilise sideme tüüp järgmistes ainetes:
Aine | Fosforkloriid | Väävelhape | |||
Suhtlemistüüp | |||||
Aine | baariumoksiid | ||||
Suhtlemistüüp |
2. joon alla ained, milles Molekulide VAHEL on olemas vesinikside:
vääveldioksiid; jää; osoon; etanool; etüleen; äädikhape; vesinikfluoriid.
3. Kuidas mõjutada sideme pikkus, tugevus ja polaarsus- aatomiraadiused, nende elektronegatiivsus, sideme kordsus?
A) Mida suurem on raadius aatomid, mis moodustavad sideme sideme pikkus _______
b) Mida suurem on paljusus (üks-, topelt- või kolmik) sidemed, nii et selle tugevus ____________________
V) Mida suurem on elektronegatiivsuse erinevus kahe aatomi vahel on sideme polaarsus ____________
4. Võrdlema Molekulides olevate sidemete pikkus, tugevus ja polaarsus:
a) sideme pikkus: HCl ___HBr
b) PH3 sideme tugevus_______NH3
c) CCl4______CH4 sideme polaarsus
d) sideme tugevus: N2 _______O2
e) etüleeni ja atsetüleeni süsinikuaatomite vahelise sideme pikkus: __________
f) sidemete polaarsus NH3_____H2O-s
Testid. A4. Keemiline side.
1. Aatomi valents on
1) antud aatomi poolt ühendis moodustatud keemiliste sidemete arv
2) aatomi oksüdatsiooniaste
3) antud või vastuvõetud elektronide arv
4) lähima inertgaasi elektronkonfiguratsiooni saamiseks puudu olevate elektronide arv
V. Keemilise sideme moodustumisel vabaneb alati energia
B. Kaksiksideme energia on väiksem kui üksiksideme energia.
1) ainult A on tõene 2) ainult B on tõene 3) mõlemad otsused on õiged 4) mõlemad otsused on valed
3. Ühinemisel tekkinud ainetes identsed aatomid, keemiline side
1) ioonne 2) kovalentne polaarne 3) vesinik 4) kovalentne mittepolaarne
4. Kovalentse polaarse ja kovalentse mittepolaarse sidemega ühendid on vastavalt
1) vesi ja vesiniksulfiid 2) kaaliumbromiid ja lämmastik
5. Ühise elektronpaari tõttu tekib ühendis keemiline side
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Valige ainete paar, mille kõik sidemed on kovalentsed:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Kovalentse polaarse sidemega aine valem on
1) KCl 2) HBr 3) Р4 4) CaCl2
8. Keemilise sideme ioonse olemusega ühend
1) fosforkloriid 2) kaaliumbromiid 3) lämmastikoksiid (II) 4) baarium
9. Ammoniaagis ja baariumkloriidis vastavalt keemiline side
1) ioonne ja kovalentne polaarne 2) kovalentne mittepolaarne ja ioonne 3) kovalentne polaarne ja ioonne 4) kovalentne mittepolaarne ja metalliline
10. Kovalentse polaarse sidemega aine on
1) vääveloksiid (IV) 2) hapnik 3) kaltsiumhüdriid 4) teemant
11. Mis seerias on ained, mis on loetletud ainult kovalentse polaarsidemega:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. Millises reas on loetletud ainult ioonse sidemega ained:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. Tekib ioonne side suhtlemisel
1) CH4 ja O2 2) NH3 ja HCl 3) C2H6 ja HNO3 4) SO3 ja H2O
14. Millises aines on kõik keemilised sidemed – kovalentsed mittepolaarsed?
1) Teemant 2) Süsinikoksiid (IV) 3) Kuld 4) Metaan
15. Seerianumbritega 15 ja 53 elementide vahel tekkinud seos
1) ioonne 2) metalliline
3) kovalentne mittepolaarne 4) kovalentne polaarne
16. vesinikside moodustatud vahel molekulid
1) etaan 2) benseen 3) vesinik 4) etanool
17. Mis aines on vesiniksidemed?
1) vesiniksulfiid 2) jää 3) vesinikbromiid 4) benseen
18. Millises aines on nii ioonsed kui ka kovalentsed keemilised sidemed?
1) naatriumkloriid 2) vesinikkloriid 3) naatriumsulfaat 4) fosforhape
19. Rohkem väljendunud ioonsel iseloomul on molekulis keemiline side
1) liitiumbromiid 2) vaskkloriid 3) kaltsiumkarbiid 4) kaaliumfluoriid
20. Kolm ühist elektronpaari moodustavad kovalentse sideme molekulis 1) lämmastik 2) vesiniksulfiid 3) metaan 4) kloor
21. Mitu elektroni osaleb veemolekulis keemiliste sidemete moodustumisel?4) 18
22. Molekul sisaldab nelja kovalentset sidet: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Sidemete arv molekulides suureneb reas
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. Millises ühendis tekib aatomite vahel kovalentne side vastavalt doonor-aktseptori mehhanismile? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Milline järgmistest molekulidest vajab aatomiteks lagunemiseks kõige vähem energiat? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Märkige molekul, mille sidumisenergia on suurim:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Märkige molekul, milles keemiline side on kõige tugevam:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Märkige seeria, mida iseloomustab keemilise sideme pikkuse suurenemine
1) O2, N2, F2, Cl2 2) N2, O2, F2, Cl2 3) F2, N2, O2, Cl2 4) N2, O2, Cl2, F2
29. E-O sideme pikkus reas suureneb
1) ränioksiid (IV), süsinikmonooksiid (IV)
2) vääveloksiid (IV), telluuriumoksiid (IV)
3) strontsiumoksiid, berülliumoksiid
4) vääveloksiid (IV), süsinikoksiid (IV)
30. Seerias CH4 - SiH4 esineb suurendama
1) sideme tugevus 2) oksüdeerivad omadused
3) sideme pikkused 4) sideme polaarsused
31. Millises reas on molekulid paigutatud sideme polaarsuse suurenemise järjekorras?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Kõige polaarsem kovalentne side molekulis:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33. Märkige rida, kus polaarsus suureneb:
1) AgF, F2, HF 2) Cl2, HCl, NaCl 3) CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Kovalentne keemiline side, selle liigid ja tekkemehhanismid. Kovalentse sideme tunnused (polaarsus ja sideme energia). Iooniline side. Metallist ühendus. Vesinikside.
1. Ammoniaagis ja baariumkloriidis vastavalt keemiline side
1) ioonne ja kovalentne polaarne
2) kovalentne polaarne ja ioonne
3) kovalentne mittepolaarne ja metalliline
4) kovalentne mittepolaarne ja ioonne
2. Ainult ioonsidemetega ained on loetletud sarjas:
1) F2, CCl4, KC1
2) NaBr, Na2O, KI
3. Ioonse sidemega ühend tekib vastastikmõjul
3) С2Н6 ja HNO3
4. Millises reas on kõigil ainetel kovalentne polaarne side?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. Hbr. CO
5. Millises reas on ainete valemid kirjutatud ainult kovalentse polaarsusega
1) C12, NO2, HC1
6. Kovalentne mittepolaarne side on iseloomulik
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Kovalentse polaarse sidemega aine on
1) С12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Kovalentse sidemega aine on
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Kovalentse mittepolaarse sidemega ainel on valem
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Mittepolaarse kovalentse sidemega ained on
1) vesi ja teemant
2) vesinik ja kloor
3) vask ja lämmastik
4) broom ja metaan
11. Sama suhtelise elektronegatiivsusega aatomite vahel tekib keemiline side
2) kovalentne polaarne
3) kovalentne mittepolaarne
4) vesinik
12. Kovalentne polaarne side on iseloomulik
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Keemiline element, mille aatomis on elektronid jaotunud kihtide vahel järgmiselt: 2, 8, 8, 2 moodustab vesinikuga keemilise sideme
1) kovalentne polaarne
2) kovalentne mittepolaarne
4) metall
14. Millise aine molekulis on süsinikuaatomite vaheline side pikim?
1) atsetüleen 2) etaan 3) etaan 4) benseen
15. Kolm ühist elektronpaari moodustavad molekulis kovalentse sideme
2) vesiniksulfiid
16. Molekulide vahel tekivad vesiniksidemed
1) dimetüüleeter
2) metanool
3) etüleen
4) etüülatsetaat
17. Sideme polaarsus avaldub molekulis kõige enam
1) HI 2) HC1 3) HF 4) HBg
18. Mittepolaarse kovalentse sidemega ained on
1) vesi ja teemant
2) vesinik ja kloor
3) vask ja lämmastik
4) broom ja metaan
19. Vesinikside ei ole ainele iseloomulik
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. Kovalentne polaarne side on iseloomulik mõlemale ainele, mille valemid
2) CO2 ja K2O
4) CS2 ja PC15
21. Kõige vähem tugev keemiline side molekulis
1) fluor 2) kloor 3) broom 4) jood
22. Millise aine molekulis on keemilise sideme pikkus kõige pikem?
1) fluor 2) kloor 3) broom 4) jood
23. Kõigil seerias näidatud ainetel on kovalentsed sidemed:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Igal seerias näidatud ainel on kovalentne side:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Igal seerias näidatud ainel on kovalentne side:
1) С3Н4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) P2Oz, NaHS04, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Kõigil seerias näidatud ainetel on kovalentsed sidemed:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KC1, CH3Cl, C6H12O6
3) P2O5, NaHS04, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Sidemete polaarsus avaldub kõige enam molekulides
1) vesiniksulfiid
3) fosfiin
4) vesinikkloriid
28. Millise aine molekulis on keemilised sidemed kõige tugevamad?
29. Ainetest NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - ioonse sidemega ühendite arv on
30. Ainetest (NH4) 2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - kovalentse sidemega ühendite arv on
Vastused: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4
Keemiliste sidemete omadused
Keemilise sideme õpetus on kogu teoreetilise keemia alus. Keemiline side on selline aatomite vastastikmõju, mis seob need molekulideks, ioonideks, radikaalideks, kristallideks. Keemilisi sidemeid on nelja tüüpi: ioonsed, kovalentsed, metallilised ja vesinikud. Samad ained võivad sisaldada erinevat tüüpi sidemeid.
1. Alustes: hüdroksorühmade hapniku- ja vesinikuaatomite vaheline side on polaarne kovalentne ning metalli ja hüdroksorühma vahel ioonne side.
2. Hapnikku sisaldavate hapete soolades: mittemetalli aatomi ja happejäägi hapniku vahel - kovalentne polaarne ning metalli ja happejäägi vahel - ioonne.
3. Ammooniumi, metüülammooniumi jne soolades lämmastiku- ja vesinikuaatomite vahel - kovalentne polaarne ning ammooniumi- või metüülammooniumiioonide ja happejäägi vahel - ioonne.
4. Metallperoksiidides (näiteks Na 2 O 2) on side hapnikuaatomite vahel kovalentne mittepolaarne ning metalli ja hapniku vahel ioonne jne.
Igat tüüpi ja tüüpi keemiliste sidemete ühtsuse põhjus on nende identne keemiline olemus - elektronide ja tuumade vastastikmõju. Keemilise sideme moodustumine on igal juhul aatomite elektron-tuuma interaktsiooni tulemus, millega kaasneb energia vabanemine.
Kovalentse sideme moodustamise meetodid
kovalentne keemiline side- see on side, mis tekib aatomite vahel ühiste elektronpaaride moodustumise tõttu.
Kovalentsed ühendid on tavaliselt gaasid, vedelikud või suhteliselt madala sulamistemperatuuriga tahked ained. Üks haruldasi erandeid on teemant, mis sulab üle 3500°C. See on tingitud teemandi struktuurist, mis on kovalentselt seotud süsinikuaatomite pidev võre, mitte üksikute molekulide kogum. Tegelikult on iga teemandikristall, olenemata selle suurusest, üks tohutu molekul.
Kovalentne side tekib siis, kui kahe mittemetalli aatomi elektronid ühinevad. Saadud struktuuri nimetatakse molekuliks.
Sellise sideme moodustumise mehhanism võib olla vahetus- ja doonor-aktseptor.
Enamikul juhtudel on kahel kovalentselt seotud aatomil erinev elektronegatiivsus ja jagatud elektronid ei kuulu kahe aatomi hulka võrdselt. Enamasti on nad ühele aatomile lähemal kui teisele. Näiteks vesinikkloriidi molekulis paiknevad kovalentse sideme moodustavad elektronid klooriaatomile lähemal, kuna selle elektronegatiivsus on suurem kui vesinikul. Erinevus elektronide ligitõmbamise võimes pole aga nii suur, et toimuks elektroni täielik üleminek vesinikuaatomilt klooriaatomile. Seetõttu võib vesiniku ja kloori aatomite vahelist sidet vaadelda kui ioonsideme (täielik elektronide ülekanne) ja mittepolaarse kovalentse sideme (elektronipaari sümmeetriline paigutus kahe aatomi vahel) ristumist. Aatomite osalaeng on tähistatud kreeka tähega δ. Sellist sidet nimetatakse polaarseks kovalentseks sidemeks ja vesinikkloriidi molekuli nimetatakse polaarseks, see tähendab, et sellel on positiivselt laetud ots (vesinikuaatom) ja negatiivselt laetud ots (klooriaatom).
1. Vahetusmehhanism toimib siis, kui aatomid moodustavad paaritute elektronide kombineerimisel ühiseid elektronpaare.
1) H2 - vesinik.
Side tekib vesinikuaatomite s-elektronide poolt ühise elektronpaari moodustumisel (s-orbitaalide kattumine).
2) HCl - vesinikkloriid.
Side tekib s- ja p-elektronide ühise elektronpaari (kattuvad s-p-orbitaalid) moodustumisel.
3) Cl 2: Kloori molekulis tekib paaritute p-elektronide (kattuvad p-p-orbitaalid) tõttu kovalentne side.
4) N2: lämmastiku molekulis moodustub aatomite vahel kolm ühist elektronpaari.
Kovalentse sideme moodustumise doonor-aktseptormehhanism
Doonor on elektronpaar aktsepteerija- vaba orbitaal, mille see paar võib hõivata. Ammooniumioonis on kõik neli sidet vesinikuaatomitega kovalentsed: kolm tekkisid lämmastikuaatomi ja vesinikuaatomite ühiste elektronpaaride loomise tõttu vahetusmehhanismi kaudu, üks - doonor-aktseptormehhanismi kaudu. Kovalentsed sidemed klassifitseeritakse vastavalt sellele, kuidas elektronide orbitaalid kattuvad, samuti nende nihkumise järgi ühte seotud aatomitest. Keemilisi sidemeid, mis tekivad elektronide orbitaalide kattumisel mööda sidejoont nimetatakse σ -ühendused(sigma võlakirjad). Sigma side on väga tugev.
p-orbitaalid võivad kattuda kahes piirkonnas, moodustades külgmise kattumise tõttu kovalentse sideme.
Pi-sidemeteks nimetatakse keemilisi sidemeid, mis moodustuvad väljaspool sideliini asuvate elektronorbitaalide "külgmise" kattumise tulemusena, st kahes piirkonnas.
Vastavalt ühiste elektronpaaride nihke astmele ühele nendega seotud aatomile võib kovalentne side olla polaarne ja mittepolaarne. Sama elektronegatiivsusega aatomite vahel moodustunud kovalentset keemilist sidet nimetatakse mittepolaarseks. Elektronpaare ei nihkuta ühelegi aatomile, kuna aatomitel on sama elektronegatiivsus - omadus tõmmata valentselektrone teistelt aatomitelt enda juurde. Näiteks,
st lihtsate mittemetalliliste ainete molekulid tekivad kovalentse mittepolaarse sideme kaudu. Kovalentset keemilist sidet elementide aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on erinev, nimetatakse polaarseks.
Näiteks NH3 on ammoniaak. Lämmastik on elektronegatiivsem element kui vesinik, nii et jagatud elektronide paarid nihkuvad selle aatomi poole.
Kovalentse sideme omadused: sideme pikkus ja energia
Kovalentse sideme iseloomulikud omadused on selle pikkus ja energia. Sideme pikkus on kaugus aatomite tuumade vahel. Keemiline side on seda tugevam, mida lühem on selle pikkus. Sideme tugevuse mõõdupuuks on aga sideme energia, mille määrab sideme katkestamiseks vajalik energia hulk. Tavaliselt mõõdetakse seda kJ/mol. Seega on katseandmete järgi H 2, Cl 2 ja N 2 molekulide sideme pikkused vastavalt 0,074, 0,198 ja 0,109 nm ning seondumisenergiad vastavalt 436, 242 ja 946 kJ/mol.
Ioonid. Iooniline side
Aatomil on kaks peamist võimalust oktetireegli järgimiseks. Esimene neist on ioonsideme moodustumine. (Teine on kovalentse sideme moodustumine, mida arutatakse allpool). Ioonse sideme moodustumisel kaotab metalli aatom elektrone ja mittemetalli aatom saab juurde.
Kujutage ette, et "kohtuvad" kaks aatomit: I rühma metalliaatom ja VII rühma mittemetalli aatom. Metalliaatomi välisel energiatasemel on üks elektron, samal ajal kui mittemetalli aatomil puudub välise taseme saavutamiseks vaid üks elektron. Esimene aatom loovutab teisele kergesti oma elektroni, mis on tuumast kaugel ja sellega nõrgalt seotud, ning teine annab talle vaba koha oma välisel elektroonilisel tasandil. Siis saab ühest negatiivsest laengust ilma jäetud aatomist positiivselt laetud osake ja teisest saab vastuvõetud elektroni tõttu negatiivselt laetud osake. Selliseid osakesi nimetatakse ioonideks.
See on keemiline side, mis tekib ioonide vahel. Arve, mis näitavad aatomite või molekulide arvu, nimetatakse koefitsientideks ja numbreid, mis näitavad aatomite või ioonide arvu molekulis, nimetatakse indeksiteks.
metallist ühendus
Metallidel on spetsiifilised omadused, mis erinevad teiste ainete omadustest. Sellised omadused on suhteliselt kõrged sulamistemperatuurid, valguse peegeldamise võime ning kõrge soojus- ja elektrijuhtivus. Need omadused tulenevad metallide eriliigi - metallilise sideme olemasolust.
Metalliline side - side metallikristallides olevate positiivsete ioonide vahel, mis tekib kristalli kaudu vabalt liikuvate elektronide külgetõmbe tõttu. Enamiku metallide aatomid välistasandil sisaldavad väikest hulka elektrone – 1, 2, 3. Need elektronid kergesti katkema ja aatomid muudetakse positiivseteks ioonideks. Eraldunud elektronid liiguvad ühelt ioonilt teisele, sidudes need ühtseks tervikuks. Ühendades ioonidega, moodustavad need elektronid ajutiselt aatomeid, seejärel katkevad uuesti ja ühinevad teise iooniga jne. Lõputult toimub protsess, mida saab skemaatiliselt kujutada järgmiselt:
Järelikult muudetakse metalli mahus aatomid pidevalt ioonideks ja vastupidi. Sidemeid metallides ioonide vahel sotsialiseeritud elektronide abil nimetatakse metalliliseks. Metallilisel sidemel on mõningaid sarnasusi kovalentse sidemega, kuna see põhineb väliste elektronide sotsialiseerumisel. Kovalentses sidemes on aga sotsialiseerunud vaid kahe naaberaatomi välised paarimata elektronid, metallilise sideme korral aga võtavad nende elektronide sotsialiseerumisest osa kõik aatomid. Seetõttu on kovalentse sidemega kristallid rabedad, metallsidemega kristallid aga reeglina plastilised, elektrit juhtivad ja metallilise läikega.
Metalliline side on iseloomulik nii puhastele metallidele kui ka erinevate metallide segudele – sulamitele, mis on tahkes ja vedelas olekus. Auruseisundis on metalliaatomid aga omavahel seotud kovalentse sidemega (näiteks naatriumauru kasutatakse suurte linnade tänavate valgustamiseks kollaste valguslampide täitmiseks). Metallipaarid koosnevad üksikutest molekulidest (mona- ja kaheaatomilistest).
Metallside erineb kovalentsest sidemest ka tugevuse poolest: selle energia on 3–4 korda väiksem kovalentse sideme energiast.
Sideme energia – energia, mis on vajalik keemilise sideme katkestamiseks kõigis molekulides, mis moodustavad aine ühe mooli. Kovalentsete ja ioonsete sidemete energiad on tavaliselt suured ja jäävad suurusjärku 100-800 kJ/mol.
vesinikside
vahel keemiline side ühe molekuli positiivselt polariseeritud vesinikuaatomid(või nende osad) ja tugevalt elektronegatiivsete elementide negatiivselt polariseeritud aatomid millel on elektronpaarid (F, O, N ja harvem S ja Cl), nimetatakse teist molekuli (või selle osi) vesinikuks. Vesiniksideme moodustumise mehhanism on osaliselt elektrostaatiline, osaliselt onor-aktsepteerija tegelane.
Näited molekulidevahelisest vesiniksidemetest:
Sellise sideme olemasolul võivad ka madala molekulmassiga ained tavatingimustes olla vedelikud (alkohol, vesi) või kergesti veelduvad gaasid (ammoniaak, vesinikfluoriid). Biopolümeerides - valkudes (sekundaarne struktuur) - on karbonüülhapniku ja aminorühma vesiniku vahel molekulisisene vesinikside:
Polünukleotiidmolekulid – DNA (desoksüribonukleiinhape) – on kaksikheeliksid, milles kaks nukleotiidide ahelat on omavahel seotud vesiniksidemetega. Sel juhul toimib komplementaarsuse põhimõte, st need sidemed tekivad teatud puriini- ja pürimidiini alustest koosnevate paaride vahel: tümiin (T) paikneb adeniini nukleotiidi (A) ja tsütosiin (C) guaniini vastas. (G).
Vesiniksidemega ainetel on molekulaarkristallvõred.
